Как из fe2o3 получить fe oh 3. Железо и его соединения

В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.

Физические свойства

В свободном состоянии железо - серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа - чугуны и стали.

Fe - самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».

При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III).

Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.

Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.

Способы получения железа

1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:

Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:

1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СO 2

2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO +СO 2

3) FeO + СО = Fe + СO 2

Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали - сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.

2. Очень чистое железо получают одним из способов:

а) разложение пентакарбонила Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

б) восстановление водородом чистого FeO

FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O

в) электролиз водных растворов солей Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2СO 2

оксалат железа (II)

Химические свойства

Fe - металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.

Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:

В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:

3 Fe + 4Н 2 O(г) = 4H 2

Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl 2 О 3 , этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.

Виды коррозии

Защита железа от коррозии

1. Взаимодействие с галогенами и серой при высокой температуре.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.

2. Взаимодействие с фосфором, углеродом, кремнием (c N 2 и Н 2 железо непосредственно не соединяется, но растворяет их).

Fe + Р = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)

3. Взаимодействие с «неокисляющими» кислотами (HCl, H 2 SO 4 разб.)

Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2

Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н 2 из обычных кислот.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2

4. Взаимодействие с «окисляющими» кислотами (HNO 3 , H 2 SO 4 конц.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н 2).

В разб. HNO 3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe 3+ а анион кислоты восстанавливется до NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2Н 2 O

Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO 3

5. Отношение к щелочам

В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.

6. Взаимодействие с солями менее активных металлов

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Взаимодействие с газообразным монооксидом углерода (t = 200°C, P)

Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe 0 (CO) 5 пентакарбонил железа

Соединения Fe(III)

Fe 2 O 3 - оксид железа (III).

Красно-бурый порошок, н. р. в Н 2 O. В природе - «красный железняк».

Способы получения:

1) разложение гидроксида железа (III)

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) обжиг пирита

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) разложение нитрата

Химические свойства

Fe 2 O 3 - основный оксид с признаками амфотерности.

I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:

Fe 2 О 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ЗН 2 О

Fe 2 О 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 О 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:

Fe 2 О 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2

Fe 2 О 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O

Fe 2 О 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 О 3 - исходное сырье для получения железа в металлургии:

Fe 2 О 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe 2 О 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO 2

Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III)

Способы получения:

Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe 3+ :

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl

В момент получения Fe(OH) 3 - красно-бурый слизистоаморфный осадок.

Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH) 2:

4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe 3+ .

Химические свойства

Fe(OH) 3 - очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:

1) реакции с кислотами протекают легко:

2) свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:

Fe(OH) 3 + 3КОН = K 3

В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):

2Fe(OH) 3 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 2 O

Соли Fe 3+

Наиболее практически важными являются: Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 4- желтая кровяная соль = Fe 4 3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)

б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)

Оксид железа III – соединение кислорода и железа, является неорганическим веществом. Формула Fe2O3.

Физические свойства:

состояние твердое
красно-коричневый цвет
термически устойчив
температура плавления 1566 °C
плотность 5.242 г/см3

Химические свойства:

не реагирует с водой
сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды - шпинели
медленно реагирует с щелочами и кислотами

Применение:

полирующее вещество для стекла и стали
изготовление цветных минеральных красок и цемента
сырье при выплавке чугуна
термитная сварка
носитель информации (цифровой и аналоговой) на магнитных лентах
катализатор при производстве аммиака
изготовление керамики
пищевая промышленность (E172)

Получение оксида железа 3

Способ 1. В стакан на 400 – 600 мл., наливаем 50 мл., азотной кислоты (HNO3) и немного воды. Далее понемногу добавляем железо.

Когда все железо растворится, необходимо отфильтровать жидкость от различных примесей. После фильтрации должна остаться жидкость красного цвета. В нее добавляем раствор гидроксида калия (KOH).

В растворе сразу же, начинает выпадать осадок (он, то нам и нужен). Фильтруем раствор. Собранный осадок (Fe(OH)3) складываем на железную или стальную пластину (фольгу использовать нельзя) и отправляем в духовку, прогретую до 100 градусов.
На выходе получаем, такой порошок (Fe2O3):

Способ 2. В стакан с соляной кислотой (HCl) добавляем немного перекиси водорода (H2O2). Далее добавляем в раствор железо. Начнется реакция, во время которой нужно постепенно добавлять перекись водорода.

Раствор начнет окрашиваться сначала в желтый цвет, а потом в темно-красный.

Затем добавляем небольшое количество воды и гидроксида калия. Начинает выпадать черный осадок (Fe(OH)), который на воздухе окрашивается в коричневый цвет.

И отправляем осадок в печь нагретую до 700 °C.

Способ 3. Тщательно смешиваем 100 г., железного купороса (FeSO4) и 50 г., кальцинированной соды (Na2CO3). Выкладываем на сковородку и ставим на большой огонь. Нагреваем смесь, при этом периодически помешивая. В процессе нагрева порошок будет менять цвета (синий -> темно-фиолетовый -> черный -> темно-рыжий). Когда цвет порошка станет рыжим, увеличиваем огонь и греем еще около 20 минут, не забывая помешивать. По прошествии времени снимаем с огня и остужаем смесь (Fe2O3).

По материалам сайта: pirotehnika.ruhelp.com

Основными способами получения гидроксида натрия являются взаимодействие натрия с водой, взаимодействие соды с гашёной известью и электролиз водного раствора поваренной соли. Напишем эти уравнения:

Взаимодействие натрия с водой

2Nа + 2H 2 О →2NaOH + H 2

Взаимодействие соды с гашёной известью

Nа 2 СО 3 + Ca(OH) 2 →2NaOH + CaСО 3 ↓

Электролиз водного раствора поваренной соли

2NаCl + 2H 2 О (электролиз) → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Гидроксид железа II является нерастворимым основанием, следовательно легко может быть получен при взаимодействии растворимой кислоты железа II и любой щёлочи, помимо этого он может быть получен при взаимодействии оксида и воды. Все реакции необходимо проводить без доступа воздуха, так как на воздухе гидроксид железа II быстро окисляется в гидроксид железа III. (4 Fe (OH ) 2 +2H 2 O+O 2 =4 Fe (OH ) 3 ). Напишем уравнения:

FeSO 4 + 2NaOH → Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

FeCl 2 + 2KOH → Fe(OH) 2 ↓ + 2KCl

FeO + H 2 О → Fe(OH) 2 ↓

Не производя расчётов, рассчитайте знак изменения энтропии для реакций:

2CH 4(г) ↔ C 2 H 2(г) + 3H 2(г)
N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г)
2C (графит) + O 2(г) ↔ 2CO (г)

Знак изменения энтропии, прежде всего, зависит от соотношения газообразных веществ в исходных веществах реакции и в продуктах реакции.

В случае:

а) у нас из 2 моль газообразных исходных веществ получается 4 моль газообразных продуктов, следовательно, энтропия будет увеличиваться, следовательно знак изменения энтропии «+».

b) у нас из 4моль газообразных исходных веществ получается 2 моль газообразных продуктов, следовательно, энтропия будет уменьшаться, следовательно знак изменения энтропии «–»

c) у нас из 1 моль газообразных исходных веществ получается 2 моль газообразных продуктов, следовательно, энтропия будет увеличиваться, следовательно знак изменения энтропии «+».

^ Сколько граммов металла, молярная масса эквивалента которого равна 12,15 г/моль, взаимодействует с 112 см 3 кислорода при нормальных условиях.

Гетерогенная реакция C (к) + СO 2(г) ↔ 2CO (г) определяет ход всех процессов карботермического получения металлов из оксидов. Во сколько раз изменится скорость этой реакции при уменьшении давления системы в четыре раза? Ответ подтвердите расчётами.

Решение:

По закону действующих масс скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ взятых в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам. Нам необходимо найти как изменится скорость прямой реакции. Так как реакция гетерогенная, скорость химической реакции будет зависеть только от концентрации газообразный фазы, то есть от концентрации углекислого газа, следовательно, математическое выражения закона действующих масс для данной реакции будет иметь вид:

v=k[СO 2 ]

Пусть в начальный момент [СO 2 ] (нач) = х, тогда после снижения давления системы в 4 раза, концентрация углекислого газа так же снизится в 4 раза, то есть [СO 2 ] (кон) = 0,25х

Следовательно:

v 1 = k [С O 2 ] (нач) = kx ;

v 2 =k[СO 2 ] (кон) =k0,25x

Как видно из расчётов, скорость реакции до изменения давления в 4 раза больше, следовательно снижение давления системы в 4 раза приведёт к снижению скорости прямой реакции в 4 раза.

Ответ: снизится в 4 раза

Восстановление паров WCl 6 водородом – один из методов получения вольфрама WCl 6 (г) + 3H 2(г) ↔ W (к) + 6HCl (г) , ∆ r H 0 = 44.91 кДж. Как следует изменить давление и температуру, что бы повысить выход металла?

Решение:

Нам необходимо повысить выход металла, следовательно нам необходимо сместить равновесие в сторону продуктов реакции (вправо).

Так как у нас из 4 моль газообразных продуктов получается 6 моль газообразных продуктов, следовательно, по ходу прямого процесса давление в системе возрастает, следовательно, для смещения равновесия вправо, по принципу ЛеШателье, нам необходимо понижать давление.

Так как прямая реакция идёт с поглощением теплоты, для смещения равновесия вправо нам необходимо увеличивать температуру.

Для увеличения выхода металла необходимо понижать давление и увеличивать температуру.

^ Определите молярную концентрацию эквивалента раствора, если в 200мл его растворено 0,1 моля KOH?

^ К молекулярному уравнению Na 2 SO 3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H 2 SO 3 напишите ионно-молекулярное.

В данном случае образуется слабодиссоциирующее вещество – сернистая кислота, благодаря чему и идёт данная химическая реакция.

молекулярное:

Na 2 SO 3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H 2 SO 3

полное ионно-молекулярное:

2Na + + SО 3 2- + 2H + + 2Cl - → 2Na + + 2Cl - + H 2 SO 3

сокращённое ионно-молекулярное:

2H + + SО 3 2- → H 2 SO 3

Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей: CaCO 3 , ZnSO 4 , (NH 4) 2 S. Укажите среду раствора. Куда сместится равновесие гидролиза при добавлении щёлочи к раствору каждой соли?

Гидролиз CaCO 3 (соль слабой кислоты и сильного основания, следовательно гидролиз пойдёт по аниону)

I ступень:

2CaCO 3 + 2HOH → Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2

2Ca 2+ + 2CO 3 2- + 2HOH →Ca 2+ + 2HCO 3 - + Ca 2+ + 2OH -

CO 3 2- + HOH →HCO 3 - + OH -

II ступень:

Ca(HCO 3) 2 + 2HOH → Ca(OH) 2 + 2H 2 CO 3

Ca 2+ + 2HCO 3 - + 2HOH → Ca 2+ + 2OH - + 2H 2 CO 3

HCO 3 - + HOH → H 2 CO 3 + OH -

› следовательно рН›7 (щелочная)

Добавление щёлочи увеличит концентрацию гидроксид-ионов в растворе, то есть увеличится концентрация продукта обратимой реакции, следовательно, по принципу ЛеШателье, равновесие гидролиза сместится в сторону исходных веществ (влево).

Гидролиз ZnSO 4 (соль сильной кислоты и слабого основания, следовательно гидролиз пойдёт по катиону)

I ступень:

2ZnSO 4 + 2HOH →(ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

2Zn 2+ + 2SO 4 2- + 2HOH →2ZnOH + + SO 4 2- + 2H + + SO 4 2-

Zn 2+- + HOH →ZnOH + + H +

II ступень:

(ZnOH) 2 SO 4 + 2HOH → 2Zn(OH) 2 + H 2 SO 4

2ZnOH + + SO 4 2 + 2HOH→ 2Zn(OH) 2 + 2H + + SO 4 2-

^ ZnOH + + HOH → Zn(OH) 2 + H +

‹ следовательно рН‹7 (кислая)

Добавление щёлочи увеличит концентрацию гидроксид-ионов в растворе, которые будут связывать образующиеся в результате гидролиза гидрид-ионы, то есть уменьшится концентрация продукта обратимой реакции, следовательно, по принципу ЛеШателье, равновесие гидролиза сместится в сторону продуктов гидролиза (вправо).

Гидролиз (NH 4 ) 2 S (соль слабой кислоты и слабого основания, следовательно гидролиз пойдёт по катиону и по аниону)

(NH 4) 2 S + 2HOH → 2NH 4 OH + H 2 S

2NH 4 + + S 2- + 2HOH →2NH 4 OH + H 2 S

= следовательно рН=7 (нейтральная среда)

В данном случае добавление щёлочи не повлияет на химическое равновесие гидролиза сульфида аммония.